Калькулятор концентрации ионов водорода

Переводите pH, pOH, концентрацию ионов водорода и гидроксид-ионов при 25 °C.

Кислотно-основной пересчет
Введите одну известную величину, чтобы рассчитать все четыре связанных значения по pH + pOH = 14.

О концентрации ионов водорода

Концентрация ионов водорода — количественная мера кислотности водного раствора. pH выражает ее в логарифмической шкале: pH = -log10([H+]). После преобразования получаем [H+] = 10^(-pH). Изменение pH на одну единицу соответствует десятикратному изменению концентрации ионов водорода, поэтому у раствора с pH 3 она в десять раз выше, чем у раствора с pH 4. Гидроксид-ионы дают дополнительную меру основности. При 25 °C ионное произведение воды равно Kw = [H+] умножить на [OH-] = 1.0 умножить на 10^-14. Соответствующие логарифмические величины подчиняются соотношению pH + pOH = 14. Калькулятор использует эти связи для пересчета любого из значений pH, pOH, концентрации ионов водорода или гидроксид-ионов во все четыре величины. В нейтральном водном растворе при 25 °C концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов одинаковы и равны 1.0 умножить на 10^-7 mol/L, что дает pH 7 и pOH 7. Более низкий pH означает большую концентрацию ионов водорода и кислотность, более высокий — меньшую концентрацию и большую основность. В достаточно концентрированных растворах возможны значения вне привычного диапазона от нуля до четырнадцати, хотя влияние активности тогда снижает точность простых концентрационных формул. Константа 14 зависит от температуры. Она следует из pKw — отрицательного десятичного логарифма ионного произведения воды, которое меняется с температурой. При температурах, отличных от 25 °C, нейтральный pH не обязательно равен ровно 7. Точные физико-химические расчеты должны использовать подходящее Kw и активности, а не предположение об идеальных молярных концентрациях. Такие пересчеты полезны в аналитической химии, контроле качества воды, титровании, экологии, биологии и лабораторной подготовке. Сами по себе они не позволяют предсказать pH слабой кислоты, слабого основания, буфера или смеси по их формальной концентрации: нужны также константы равновесия, материальный баланс и иногда баланс зарядов. Используйте инструмент, когда одна из четырех напрямую связанных кислотно-основных величин уже известна, а сильно концентрированные или неидеальные растворы интерпретируйте с помощью подходящих термодинамических методов.

Примеры концентрации ионов водорода

Известное значениеПересчитанные значенияПояснение
pH = 7[H+] = 1.0 × 10^-7 mol/LВ нейтральной воде при 25 °C концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов равны.
pOH = 4pH = 10; [OH-] = 1.0 × 10^-4 mol/LПри принятой температуре 25 °C раствор имеет щелочную реакцию.
[H+] = 0.001 mol/LpH = 3; pOH = 11Концентрация в одну тысячную моля на литр соответствует pH 3.

Как пересчитать кислотно-основные величины

  1. Выберите известную величину: pH, pOH, концентрацию ионов водорода или гидроксид-ионов.
  2. Введите известное число в поле значения.
  3. Нажмите «Рассчитать концентрации» для пересчета при 25 °C.
  4. Рассмотрите вместе результаты для pH, pOH, ионов водорода и гидроксид-ионов.

Вопросы о концентрации ионов водорода

Как перевести pH в концентрацию ионов водорода?

Возведите десять в степень, равную отрицательному pH. При pH 3 концентрация ионов водорода составляет 1.0 умножить на 10^-3 mol/L.

Почему сумма pH и pOH равна 14?

При 25 °C ионному произведению воды соответствует pKw, равный 14. Отрицательные логарифмы соотношения равновесия дают pH + pOH = 14.

Всегда ли pH 7 означает нейтральность?

Это нейтральное значение примерно при 25 °C в обычном идеальном приближении. Ионное произведение воды зависит от температуры, поэтому нейтральный pH тоже меняется.

Может ли pH быть ниже нуля или выше четырнадцати?

Да, концентрированные кислоты и основания могут давать значения за этими пределами. Поправки на активность становятся важными, поэтому простые концентрационные расчеты могут быть менее точными.

Можно ли найти pH по исходной молярности кислоты?

Только если известна фактическая концентрация ионов водорода. Для слабых кислот и оснований нужны расчеты равновесия с использованием констант диссоциации.